Reaktionsenthalpie

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Die Reaktionsenthalpie \Delta H_{\mathrm{R}} gibt die Änderung der Enthalpie im Verlauf einer Reaktion an, also den Energieumsatz einer bei konstantem Druck durchgeführten Reaktion. Nach dem Hess’schen Wärmesatz ist es egal, auf welchem Weg die Reaktion stattfindet oder in welcher Form (Wärme, Arbeit) Energie während der Reaktion aufgenommen oder abgegeben wird. Die Reaktionsenthalpie ist immer die Differenz der Bildungsenthalpien der Produkte und der Edukte:

\Delta H_\mathrm{R} = H_\mathrm{Produkte} - H_\mathrm{Edukte}

Da Stoffe je nach Temperatur und Druck verschiedene Energien haben (zum Verständnis: Ein Gas hat unter hohem Druck mehr Energie gespeichert als unter niedrigem Druck), können Energiebilanzen verschiedener Reaktionen nur dann direkt miteinander verglichen werden, wenn man sich auf gleiche Außenbedingungen bezieht. Dazu verwendet man meist Standardbedingungen, seltener Normalbedingungen. Die Reaktionsenthalpie unter Standardbedingungen heißt Standardreaktionsenthalpie \Delta H_{\mathrm{R}}^{\circ}.

In der Chemie wird meistens die molare Reaktionsenthalpie verwendet, bei der die Reaktionsenthalpie auf die Stoffmenge bezogen wird. Die Einheit der molaren Reaktionsenthalpie ist dementsprechend Joule pro Mol \bigl(\mathrm{\tfrac{J}{mol}} \bigr). Bildungsenthalpien von organischen Substanzen können sehr gut mit der Benson-Methode berechnet werden.

Vorzeichen[Bearbeiten]

negativ: exotherm[Bearbeiten]

exotherme Reaktion;
\Delta E_i in der Abbildung entspricht \Delta H_R im Text

Da die Energiebilanz für das System angegeben wird, ist \Delta H negativ, wenn die Produkte energetisch tiefer als die Edukte liegen und somit insgesamt Energie abgegeben wird:

\begin{align}
                \Delta H_\mathrm{R} & < 0\\
\Leftrightarrow H_\mathrm{Produkte} & < H_\mathrm{Edukte}
\end{align}

Wandelt man die freiwerdende Energie nicht um, wird Wärme freigesetzt und die Probe erwärmt sich. Die Reaktion ist also exotherm.

positiv: endotherm[Bearbeiten]

endotherme Reaktion;
\Delta E_i in der Abbildung entspricht \Delta H_R im Text

Muss jedoch Energie aufgenommen werden, da die Produkte eine höhere Energie als die Edukte haben, wird \Delta H positiv:

\begin{align}
                \Delta H_\mathrm{R} & > 0\\
\Leftrightarrow H_\mathrm{Produkte} & > H_\mathrm{Edukte}
\end{align}

Die nötige Energie wird häufig aus der Umgebungswärme entnommen, die Umgebung wird kälter. Prozesse, bei denen Wärme aufgenommen wird, heißen endotherm.

Abschätzung[Bearbeiten]

Bei Reaktionen molekularer Stoffe lässt sich das Vorzeichen der Reaktionsenthalpie \Delta H_{\mathrm{R}} anhand der aufgebrochenen und neu gebildeten Bindungen während der Reaktion gut abschätzen. Dies beruht auf der Beobachtung, dass polare Bindungen stabiler, also energieärmer, als unpolare Bindungen sind. Sind mehr polare Bindungen in den Produktmolekülen als in den Eduktmolekülen vorhanden, so handelt es sich um eine exotherme, im umgekehrten Fall um eine endotherme Reaktion.[1]

Temperaturabhängigkeit[Bearbeiten]

Die Reaktionsenthalpie ist wie die Enthalpie temperaturabhängig. Unter der Voraussetzung, dass es im betrachteten Temperaturintervall (von T_1 nach T_2) nicht zu einem Phasenübergang kommt, ergibt sich die Enthalpie bei T_2 wie folgt:

H(T_2) = H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \mathrm C_\mathrm{p}\, \cdot \mathrm{d}T.

Wenn die Wärmekapazität C_p innerhalb des gewählten Temperaturbereichs ungefähr konstant bleibt, kann sie näherungsweise vor das Integral gezogen werden.

Wenn nun eine Reaktion betrachtet wird, ergibt sich für die Reaktionsenthalpie das Kirchhoffsche Gesetz:

\Rightarrow \Delta_\mathrm{R} H(T_2) = \Delta_\mathrm{R} H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_\mathrm{R} C_\mathrm{p} \cdot \mathrm{d}T.

Dabei ergibt sich \Delta_\mathrm{R} C_\mathrm{p} aus den molaren Wärmekapazitäten der an der Reaktion beteiligten Stoffe und ihren zugehörigen stöchiometrischen Faktoren \nu:

\Delta_\mathrm{R} C_\mathrm{p} = \sum_{k=1}^N \nu_\mathrm{k} \cdot C_\mathrm{p,k}

Verwandte Größen[Bearbeiten]

Bei konstantem Druck:

Bei konstantem Volumen:

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. Patrik Good: 5 Thermodynamik (Version vom 17. Januar 2012 im Internet Archive) (PDF; 1,1 MB). S. 6 (19 S.).